2 ème année DF et OS
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Collège de Saussure CHIMIE ================= RECUEIL DE PROTOCOLES DE LABORATOIRE - 2 ème année DF et OS ****************** Août 2008 CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire Matériel le plus courant utilisé au cours des laboratoires -2- CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -3- QUELQUES RECOMMANDATIONS EN GUISE D'INTRODUCTION Dans les laboratoires de chimie, les substances dangereuses et la grande variété des appareils utilisés peuvent être source d'accident. Il est donc nécessaire que vous soyez bien informés des risques liés à l'utilisation des substances chimiques et des appareils ou verrerie que vous aurez à manipuler au cours de vos séances de laboratoire. Règles de base L'accès au laboratoire n'est possible qu'en étant muni d'une blouse, et le port des lunettes est exigé ! La sécurité est une exigence primordiale dans les laboratoires !!! Garder une place de travail propre est un bon début pour éviter tout accident futur ! Produits dangereux et produits toxiques La grande majorité des substances, même celles "naturelles", peuvent être dangereuses suivant l'usage que l'on en fait. Dans un laboratoire, les risques qu'une substance peut engendrer sont signalés sur l'emballage du produit par un pictogramme de risque. On qualifie de toxique, toute substance qui, absorbée par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée, peut entraîner des affections graves, aigues ou chroniques, voire même la mort. Une telle substance serait communément qualifiée de poison. Lorsque la gravité des risques est plus limitée, ou que les doses nécessaires pour atteindre une dangerosité grave sont élevées, une substance est qualifiée de nocive. L'expression " produits corrosifs " s'applique à des substances qui possèdent le pouvoir d'endommager les tissus vivants (la peau, les yeux et les tissus des voies respiratoires) et d'attaquer d'autres matières comme les métaux et le bois. Certaines substances qui ne sont pas corrosives à l'état sec le deviennent au contact de l'eau ou de l'humidité de la peau ou des muqueuses. C'est dans cette catégorie que l'on classe les acides et les bases. Les produits irritants ne sont pas corrosifs, mais peuvent, par contact avec la peau ou les muqueuses, provoquer une réaction inflammatoire. La subdivision des produits chimiques en 5 classes de toxicité (de la plus forte, classe 1, à la plus faible, classe 5) n'est plus en vigueur. Les autres dangers que peut présenter une substance suivant qu'elle est explosible (E), inflammable (I), ou comburante (O) sont aussi représentés par des pictogrammes de risques. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -4- Précautions élémentaires Lors de la manipulation de substances chimiques: – refermer les flacons immédiatement après usage, et avec le bouchon d'origine. – utiliser les hottes ( ou "chapelles") pour manipuler les produits volatils. – en cas de contact avec la peau, laver immédiatement la surface touchée. – en cas de contact avec les yeux, utiliser les rince-yeux présents dans le laboratoire. Si les yeux ont été en contact avec un produit caustique (à réaction basique), alerter immédiatement le professeur. – en cas d'autres problèmes, prévenez immédiatement le professeur. Verrerie La verrerie utilisée en laboratoire est en général résistante aux chocs thermiques et très pratique lorsqu'il s'agit de faire la vaisselle!!! Elle comporte néanmoins quelques inconvénients qu'il s'agit de ne pas minimiser, tels que la fragilité aux chocs et une faible résistance à la pression. Elle peut provoquer des blessures par coupure. Suivre les consignes ci-dessous afin de prévenir tout incident: – examiner la verrerie avant utilisation; mettre de côté toute pièce ébréchée ou fendue; – chauffer les béchers, ballons, erlenmeyers sur bec Bunsen par l'intermédiaire d'un grillage qui répartit la chaleur; – chauffer les tubes à essai sur bec Bunsen en les "promenant" sur la flamme afin d'éviter toute projection due à une surchauffe locale; – si une pièce est bloquée (bouchon d'un flacon, rodage, pipette graduée, etc..), ne pas essayer de forcer; appeler le professeur ou l'assistant. Bec Bunsen L'utilisation d'une flamme peut provoquer un incendie si des produits inflammables se trouvent à proximité, aucun bec Bunsen ne sera utilisé ans un laboratoire où l'on manipule des produits inflammables. Si l'on doit chauffer un produit inflammable, il faut utiliser une plaque électrique. Un bec Bunsen doit être éteint après usage en fermant l'arrivée de gaz sur le robinet du réseau. Déchets Dans la mesure du possible, il faut éviter qu'un certain nombre de substances chimiques se retrouvent dans le circuit des eaux usées et aboutissent dans les stations d'épurations. C'est pourquoi il ne faut jamais mettre dans les éviers des substances contenant: – des sels d'argent, – des sels de métaux lourds, – des solvants organiques, – des produits organiques, – des produits à forte acidité ou basicité. Des flacons de récupération seront à votre disposition en cas d'utilisation de tels produits. Suivez scrupuleusement les consignes qui vous seront données. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -5- GRAVIMETRIE 1) Introduction L'analyse chimique comporte deux volets: - l'analyse qualitative, au cours de laquelle il s'agit d'identifier les substances présentes dans un mélange. C'est ce type d'analyse que vous avez abordé dans la séance de laboratoire précédente. - l'analyse quantitative, ou dosage, au cours de laquelle on cherche à déterminer la quantité d'une substance particulière dans un mélange. On appelle gravimétrie une analyse quantitative au cours de laquelle on mesure une masse de précipité. Au cours ce celle-ci, on détermine la quantité d'une substance contenue dans une solution, en y introduisant un réactif engendrant une réaction de précipitation. La mesure de la masse du précipité obtenu permet de calculer la masse de réactif inconnue, en appliquant le principe de la stoechiométrie. Dans ce laboratoire, et pour simplifier le problème, nous nous contenterons de vérifier la pertinence de cette méthode, sans effectuer la détermination d'une masse inconnue. Principe de la stoechiométrie, exemple: Pour la réaction suivante : L'équation indique dans quel rapport de quantités (en moles ou molécules) les différents corps réagissent entre eux. FeSO4 + 2 KOH → Fe(OH)2 + K2SO4 1 [mol] 2 [mol] Ceci détermine aussi les quantités (en moles ou molécules) de chaque produit formé mais à ces quantités correspondent des masses: 1 [mol] 152 [g] + 2 . 56 [g] qui nous permettent de vérifier le principe de Lavoisier : 90 [g] 264 [g] 1 [mol] + 174 [g] 264 [g] Au cours d'une expérience, des masses de réactifs différentes peuvent être utilisées, mais les rapports de quantités réagissantes sont conservés. 2) Exercice : On effectue la réaction suivante : FeSO4 + 2 KOH → Fe(OH)2 + K2SO4 On fait réagir 0,04 [mol] de FeSO4 et 0,08 [mol] de KOH. Calculez les masses de FeSO4 et de KOH correspondant à ces quantités. a) Quelles quantités, en moles, obtient-on pour chacun des produits ? b) Sachant que cette réaction est une précipitation, quelle masse de précipité se forme-t-il ? CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -6- 3) Partie pratique Recommandation : la peau, au contact du nitrate d'argent, devient noire. En cas de contact avec ce produit, laver immédiatement la peau à grande eau. Précipitation quantitative On désire faire précipiter une quantité connue de NaCl sous forme de son sel d'argent. • Sachant que le réactif est le nitrate d'argent (AgNO3), définir l'équation de la réaction. Manipulations - Peser avec précision, sur la balance analytique, environ 0,4 [g] de NaCl et les dissoudre dans 25 [mL] d'eau distillée. Agiter avec une baguette de verre jusqu'à dissolution totale. - Mesurer, dans un cylindre gradué, 80 [mL] d'une solution de nitrate d'argent (AgNO3) qui contient par litre 17 [g] de ce sel. - Verser la solution de AgNO3 dans le bécher contenant NaCl et mélanger avec une baguette de verre. - Peser un papier filtre avec précision, procéder à une filtration sur Büchner; laver le précipité avec 2 fois 20 [mL] d'eau. - Retirer le papier filtre et le placer délicatement dans un couvercle de boîte de Pétri qui sera mis à l'étuve. Pour calculer la masse théorique de sel que l'on devrait obtenir, répondre aux questions suivantes : • • • • A partir des données pratiques, calculer la quantité (en mole) de chacun des réactifs. Indiquer si ces quantités respectent le rapport donné par la réaction chimique. Si non, lequel des réactifs est en excès ? Que devient cet excès au cours de la réaction ? La quantité de précipité obtenue dépend-elle de la quantité utilisée de NaCl ou de AgNO3 ? Justifiez votre réponse. • Quelle est la quantité (en mole) théorique de précipité ? • Quelle est la masse théorique de précipité - Attendre quelques jours et peser le précipité. - Comparer les résultats théoriques et pratiques. Commenter les résultats. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -7- LA COMBUSTION 1) Introduction La combustion est une réaction chimique qui fait intervenir deux substances : le combustible et le comburant. Au cours de cette réaction le combustible est oxydé et le comburant réduit. Les combustions sont en principe accompagnées d'un dégagement d'énergie rapide qui se manifeste par la présence d'une flamme. Le combustible est souvent un produit organique, c'est-à-dire composé principalement de carbone et d'hydrogène (ex: essence, alcool...). Dans ce cas, la couleur de la flamme dépend essentiellement des particules solides de carbone qu'elle contient. Mais certains métaux brûlent aussi en émettant une flamme violente: c'est le cas par exemple du magnésium, utilisé autrefois pour les ampoules des flashs. Le comburant est en principe un gaz, le plus fréquemment l’oxygène. Au cours de cette démonstration, on effectue la combustion de deux combustibles : le carbone (charbon de bois) d’une part, le fer (paille de fer) d’autre part. 2) Buts de l'expérience Observer deux combustions, analyser le gaz résiduel s’il y a lieu, et décrire ces réactions en termes d’équations chimiques. Vérifier par calcul la masse de combustible utilisé. 3) Partie pratique 3.1) Schéma du montage : 3.2) Manipulations 3.2.1) Combustion du charbon de bois Les manipulations décrites ci-dessous seront démontrées par l'enseignant ou l'assistant en brûlant du charbon de bois en présence d'air ou d'azote. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -8- Première partie : combustion dans l'air - Peser précisément une masse proche de 0,5 g de charbon de bois. - Après avoir introduit ce combustible dans le tube de verre, les étapes importantes de ces manipulations sont successivement : 1. de chauffer légèrement le tube pour éliminer l'humidité contenue dans le charbon de bois 2. de vider le tube de verre du gaz qu'il contient (en en extrayant 40 mL à l'aide de la seringue 1) 3. de remplir la seringue 1 avec 80 mL de gaz comburant (ici l'oxygène) 4. de chauffer le tube de verre afin d'amener le combustible à haute température 5. de transférer lentement le gaz d'une seringue à l'autre en observant les fragments de combustible. Cette étape peut être répétée plusieurs fois. 6. de mesurer le volume de gaz résiduel une fois l'installation refroidie. 7. de faire barboter, s’il y a lieu, le gaz résiduel contenu dans l'installation dans une éprouvette contenant de l'eau de baryte. 8. de peser le solide restant. Deuxième partie : combustion dans l'oxygène Procéder par analogie avec la description des manipulations figurant ci-dessus. Suivre également les consignes, données par l'enseignant ou l'assistant, relatives à l'utilisation des ballons contenant de l'oxygène. 3.2.2) Combustion de la paille de fer Effectuer les mêmes manipulations que celles décrites ci-dessus en remplaçant le charbon de bois par de la paille de fer. 4) 4.1) Observations Après avoir également fait barboter dans de l’eau de baryte, de l’oxygène pur d’une part, et de l’air « expiré » d’autre part, remplir le tableau suivant : Gaz barbotant dans l’eau de baryte : Oxygène Air « expiré » Gaz résiduel de la combustion du . . . . . . dans . . . . . Gaz résiduel de la combustion du . . . . . . dans . . . . . Observation : Sachant que l'eau de baryte est une solution de Ba(OH)2 et que cet hydroxyde de baryum réagit avec le gaz carbonique selon : Ba(OH)2 (aq) + CO2 (g) ––> BaCO3 (s) + H2O (l) expliquer les observations consignées dans le tableau ci-dessus, puis le rôle de l’eau de baryte dans cette expérience. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire 4.2) -9- Notez le volume de gaz résiduel observé pour chacune des deux combustions : Combustible Volume de gaz comburant (oxygène) Volume de gaz résiduel Charbon de bois Paille de fer 5) Conclusion. En se basant sur les observations ci-dessus, formaliser, sous forme d'équation chimique, chacune des réactions de combustion observées. Indiquer dans ces équations l'état physique de tous les corps. Charbon de bois : Paille de fer : Les volumes de gaz observés lors de la combustion du charbon de bois peuvent-ils s’expliquer par les coefficients stoechiométriques de l’équation correspondante ? Quelle loi nous permet de répondre à cette question ? Expliquer l'origine des variations des masses des solides au cours de chacune des réactions. 6) Exercices 6.1) En vous basant sur la masse de charbon de bois que vous avez pesée, et sur le volume d'oxygène introduit dans l'appareillage, soit 80 [mL], calculez la masse de solide qui devrait rester dans l'appareillage après la combustion. Indications : on considère que les gaz dans l'appareillage sont aux conditions normales de pression et de température, dans ce cas une mole de gaz occupe un volume (Vm) de 22,4 [L] 6.2) Dans l'appareillage que vous avez utilisé, on introduit 0,5 [g] de paille de fer et 80 [mL] d'air. On procède à une combustion, selon la méthode proposée. A la fin de l’expérience, le volume de gaz résiduel n’est pas nul. a) Pourquoi y a-t-il du gaz résiduel ? b) Expliquer pourquoi cette expérience nous permet de déterminer le taux d'oxygène dans l'air. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -10 - VOLUMETRIE 1) Introduction Ce présent laboratoire a pour but de rechercher le titre de deux solutions inconnues en faisant appel à la technique de la volumétrie. Le terme volumétrie signifie "mesure par le volume". Il s'agit d'une méthode d'analyse quantitative. On effectue une réaction entre deux substances en solution : l'une de concentration inconnue, l'autre de concentration connue. La mesure des volumes nécessaires pour que la réaction soit quantitative permet de déterminer la concentration inconnue. La réaction est quantitative lorsque les quantités de réactifs utilisés sont stoechiométriques. Cette méthode est également appelée titration, puisqu'elle permet de déterminer le titre, ou concentration massique d'une solution. La réaction la plus utilisée pour effectuer une volumétrie est la neutralisation. C'est cette méthode que nous pratiquerons. 2) Préparation à domicile a) Quelle est la différence entre une méthode d'analyse quantitative et une méthode d'analyse qualitative ? b) Qu'est-ce qu'une réaction de neutralisation ? c) Ecrivez les équations équilibrées des réactions de neutralisation I) entre l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium II) entre l'acide sulfurique et l'hydroxyde de sodium d) D'où provient l'eau formée dans les équations demandées ci-dessus ? En faisant appel aux notions de concentration que vous venez d'étudier, comment obtient-on le nombre de moles de soluté présent dans un volume de solution ? Pour atteindre le point de neutralisation, il faut ajouter le même nombre de moles de ions OHamenés par la base que de ions H+ fournis par l'acide. Essayez de trouver, pour chacune des neutralisations données en c, l'équation algébrique qui rend compte de cette égalité. Dans cette équation, on notera : - le volume d'acide utilisé par Va , celui de base par Vb - la concentration initiale d'acide par Ca et celle de base par Cb CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire 3) -11 - Partie pratique Au cours des neutralisations que nous effectuerons, le point exact de neutralisation est mis en évidence grâce à un indicateur acide-base. 3.1) Préparation d'une solution 0,2 [mol/L] de HCl, puis vérification de la concentration de cette solution par neutralisation avec NaOH. 3.1.1) Préparation de la solution. A partir d'une solution de HCl 1 [mol/L] préparer, par dilution, 100 mL d'une solution 0,2 [mol/L]. Matériel à disposition: ballons jaugés de 100 mL et pipettes de 10 et de 20 mL. Décrivez, et justifiez par un calcul, la méthode de préparation de la solution de HCl [0,2 mol/L]. 3.1.2) Titration de la solution. La concentration de la solution de HCl est vérifiée par titration avec NaOH 0,1 [mol/L] en présence de bleu de bromothymol (indicateur acide-base abrégé B.B.T). - Prélever, au moyen d'une pipette jaugée, 10 [mL] de la solution d'acide chlorhydrique que vous avez préparée et les verser dans un bécher de 100 [mL]. - Ajouter quelques gouttes de B.B.T - Neutraliser goutte à goutte jusqu'au point de virage de l'indicateur et relever le volume de base NaOH 0,1 [mol/L] utilisé. - Répéter ces opérations une deuxième fois. - Etablir la moyenne des résultats obtenus. Vérifier par calcul la concentration de la solution de HCl. 3.2) Neutralisation de H2SO4 par NaOH On procède selon la même technique de titration que celle vue au point 3.1.2 pour déterminer la concentration d'une solution de H2SO4 de concentration inconnue. - Prélever, au moyen d'une pipette jaugée, 20 [mL] de la solution d'acide sulfurique de concentration inconnue et les verser dans un bécher de 100 [mL]. - Ajouter quelques gouttes de B.B.T. - Neutraliser goutte à goutte jusqu'au point de virage de l'indicateur et relever le volume de base NaOH 0,1 [mol/L] utilisé. - Répéter ces opérations une deuxième fois. - Etablir la moyenne des résultats obtenus. Trouver la concentration de l'acide sulfurique. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -12 - 3.3) Dosage de l'acide acétique (CH3COOH) contenu dans le vinaigre On neutralise l'acide acétique (CH3COOH) contenu dans 2 [mL] de vinaigre acheté dans le commerce par une solution de NaOH 0,1 [mol/L]. Dans cette réaction l'indicateur choisi est la phénolphtaléïne. - Ecrire l'équation de la réaction de neutralisation. - Prélever, au moyen d'une pipette, 2 [mL] de vinaigre et les verser dans un bécher de 100 [mL]. - Ajouter un peu d'eau distillée et quelques gouttes d'un indicateur acido-basique (phénolphtaléïne). - Effectuer le dosage et noter le volume de base nécessaire à la neutralisation. - Répéter une deuxième fois ces opérations. Calculer, sur la base de la moyenne des résultats obtenus, la concentration molaire et le titre de l'acide éthanoïque contenu dans le vinaigre. ================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -13 - Préambules aux expériences des pages 15 à 29 Dans ces séances de laboratoire le travail suivant vous est demandé : I. Avant la séance de laboratoire Lire et tenter de comprendre l'ensemble du protocole et tout particulièrement l'introduction. Répondre aux questions posées dans la partie Introduction ou sous la rubrique Questions préliminaires. Commencer la rédaction du rapport (voir point III.) que vous terminerez au laboratoire, voire, suivant les consignes données par votre enseignant, à domicile. II. Au laboratoire Votre travail comportera deux aspects: 1) Aspect qualitatif: - Lancer la réaction et surveiller son bon déroulement. - Observer attentivement l'appareillage et les phénomènes qui s'y passent. - Comprendre le rôle de chaque élément de l'appareillage dans le déroulement de la synthèse. 2) Aspect quantitatif: - Procéder aux mesures et calculs relatifs aux quantités de réactifs utilisées, et aux quantités de produit obtenues. III. Rapport En répondant aux questions posées dans le protocole de votre expérience, et en effectuant les mesures et calculs demandés, vous réunirez les éléments que l'on souhaite trouver dans un rapport scientifique: - compte-rendu précis des observations, avec relevé de toutes les mesures et résultats sous forme de tableaux; - explication des phénomènes observés pour l'aspect qualitatif; - comparaison entre calculs théoriques et résultats expérimentaux pour le côté quantitatif. Complément théorique Au cours des expériences "Préparation du gaz acétylène" (p 24) et "Détermination de la masse molaire" (p 27), il est nécessaire de connaître la quantité (en moles) d'un gaz contenu dans un volume hors des conditions normales. Au cours, nous avons vu qu'aux conditions normales de pression et de température une mole de n'importe quel gaz occupe un volume de 22,4 [L]. Ce volume est appelé volume molaire. La loi des gaz parfaits permet de généraliser cette notion de volume molaire et de calculer la quantité d'un gaz en fonction de son volume quelles que soient les conditions de pression et de température. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -14 - IV. Loi des gaz parfaits Cette loi repose sur les observations suivantes : • Pour une quantité déterminée de gaz (n= constant): - A température constante le volume occupé par un gaz est inversement proportionnel à la pression, ce qui s'exprime par la relation : P ⋅ V = constante (loi de Boyle et Mariotte) - A pression constante, le volume occupé par un gaz augmente avec la température. Mais le volume n'est proportionnel à la température que si celle-ci est mesurée en Kelvin [K]. L'évolution de deux volumes gazeux en fonction de la variation de température peut être illustrée par le graphique suivant : Cette relation s'exprime par : V = constante T • (loi de Charles) Pour une température et une pression constantes : Le volume ! occupé par un gaz dépend de la quantité (n) de gaz. Ainsi, aux conditions normales de pression et de température, soit P = 760 [mmHg] = 1 [atm] =1013 [mbar] et T = 0 [°C] = 273 [K], une mole de n'importe quel gaz occupe 22,4 litres. La mise en commun de toutes ces lois permet d'obtenir la loi de gaz parfaits. Cette loi exprime la relation entre les grandeurs P, V, n et T . Elle nécessite la connaissance de la valeur d’une constante, qu’on appelle la constante des gaz parfaits : R P"V = n"R T P = pression du gaz V = volume du gaz n = nombre de moles [mol] T = température exprimée en [K] La valeur de R dépend des unités utilisées pour P et V R =!0,08206 [L·atm / K·mol] = 8,314 [J / K·mol] = 62,4 [[L·mmHg / K·mol] Exercice : A partir de cette loi, vérifiez par le calcul la valeur du volume molaire d’un gaz aux conditions normales (0 [°C] et 1 [atm]). ================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -15 - SYNTHESE DE L'ACIDE CHLORHYDRIQUE (HCl) 1) Introduction Au cours de cette séance de laboratoire, vous allez effectuer la synthèse d'un produit chimique, c'est-à-dire que vous allez, en faisant réagir les réactifs appropriés, fabriquer une nouvelle substance. L'appareillage que vous utiliserez est semblable (en plus petit) à ceux qui étaient employés pour les synthèses dans l'industrie chimique (actuellement, on a recours à un procédé différent). Le composé que vous allez obtenir, l'acide chlorhydrique, est produit industriellement dans le monde à raison de plus de 4 millions de tonnes par année. On l'utilise pour le décapage des métaux, la préparation de certains chlorures et de composés organiques chlorés (solvants, plastiques, médicaments...). L'acide chlorhydrique pur est un gaz aux conditions ambiantes. Il est alors appelé généralement gaz chlorhydrique. Au laboratoire du Collège, vous produirez une solution aqueuse de HCl (HCl est très soluble dans l'eau). Les réactifs employés seront du chlorure de sodium (NaCl, le sel de cuisine) solide, et de l'acide sulfurique (H2SO4) en solution aqueuse très concentrée. 2) Questions préliminaires (Préparation à domicile.) En faisant barboter du gaz chlorhydrique dans de l'eau, on peut obtenir une solution dont la concentration est de 12 [mol/L]. a) Quelle est alors la masse de HCl contenue dans 1 litre de solution ? b) Quel est le volume de gaz chlorhydrique nécessaire pour produire cette solution. On considère qu'il s'agit d'un gaz parfait et que l'on travaille aux conditions normales de pression et de température. Schéma de l'appareillage CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -16 - 3) Partie pratique 1. Peser avec précision environ 43 [g] de NaCl et les introduire dans le ballon 1. 2. Introduire 1,5 [L] d'eau dans le ballon 2 et enclencher l'agitateur. 3. Verser 60 [mL] d'acide sulfurique concentré dans l'ampoule à robinet. 4. Laisser couler goutte à goutte l'acide sulfurique sur le chlorure de sodium (environ 1 goutte par seconde). 5. Enclencher la calotte chauffante sur 7. 6. Régler la minuterie sur 15 minutes, ou faire démarrer le chronomètre. Observations: Question: Notez ce que vous observez dans les ballons 1 et 2 dès le début de la réaction. Surveillez le ballon 2 pendant quelques minutes. Que remarquez-vous? Trouvez une explication à ces observations. (Demandez l'aide de votre enseignant !) 7. Quinze minutes après le début de la réaction, prélever 30 [mL] de la solution d'acide chlorhydrique et les recycler. Prélever encore 30 [mL] de solution et réenclencher la minuterie pour 15 minutes. 8. Avec les 30 mL de solution prélevée, préparer 2 échantillons de 10 [mL] à doser par NaOH 0,4 [mol/L] en présence d'un indicateur. Recycler l'excès de solution. 9. Effectuer le dosage de ces deux échantillons en utilisant la technique de volumétrie vue dans un précédent laboratoire. 10. Répéter ces opérations (7-8-9) toutes les 15 minutes (en consultant le chronomètre) jusqu'à la fin de production de HCl. (Si l’on a utilisé une minuterie, ne pas oublier de la régler à nouveau sur 15 minutes après chaque prélèvement!), Comment peut-on, en observant le ballon 1, détecter le moment où la réaction est terminée? 11. Avec l'aide de l'enseignant ou de l'assistant, identifier la fin de la réaction. Après la fin de la réaction, le liquide contenu dans le ballon 2 commence à remonter dans le tuyau, en direction du ballon intermédiaire. Si l’on n’intervient pas, ce liquide va se déverser entièrement dans le ballon intermédiaire ! 12. Lorsque la fin de la réaction semble proche, surveiller constamment l’appareillage. Dès que le liquide remonte du ballon 2 jusqu’à la partie horizontale du tuyau menant au ballon intermédiaire, fermer le robinet, de façon à empêcher le reflux du liquide. Décrivez l'aspect du contenu du ballon 1. Pensez-vous que le NaCl a réagi complètement ? Et le H2SO4 ? Quel est le réactif limitant dans cette synthèse? 13. Effectuer encore un prélèvement pour un dernier dosage (pas nécessaire si cela vient d’être fait !) CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -17 - 4) Discussion et calculs. • Questions se référant à des points précis des manipulations (n° des manipulations entre parenthèses): (1) Calculez le nombre de moles de NaCl que cela représente. (4-5) En mélangeant de l'acide sulfurique et du chlorure de sodium, la réaction est la suivante: H2SO4 + NaCl ––> HCl + NaHSO4 si la température est inférieure à 500 [°C], ou alors: H2SO4 + 2 NaCl ––> 2HCl + Na2SO4 si la température est supérieure à 500 [°C]. En estimant la température qui sera atteinte dans votre appareillage, quelle équation décrit correctement la réaction que vous effectuez? (9-10) Utilisez la moyenne des volumes de NaOH obtenus pour calculer la concentration molaire de l'acide, et consignez les résultats dans un tableau. Commentez l'évolution de la concentration de HCl au cours de la synthèse. Représentez cette évolution par un graphique. (12) Décrivez ce qui s’est produit dans l'appareillage pendant que vous le surveilliez. Comment peut-on l'expliquer ? • Questions générales : a) Calculez le nombre de moles théorique de HCl produit par la réaction. b) Comment pouvez-vous déterminer le nombre de moles de HCl que la réaction a produit en pratique? c) Pour comparer le résultat pratique et le résultat théorique, calculez le rendement de la synthèse. d) Commentez ce rendement et trouvez des explications plausibles au fait qu'il ne soit pas de 100%. ================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -18 - SYNTHESE DE L’ACIDE NITRIQUE (HNO3) A PARTIR DE L’AIR 1) Introduction Au cours de cette séance de laboratoire, vous allez effectuer la synthèse d'un produit chimique, c'est-à-dire que vous allez, en faisant réagir les réactifs appropriés, fabriquer une nouvelle substance. Le composé que vous allez obtenir, l’acide nitrique est utilisé dans la préparation d’explosifs (nitroglycérine, nitrocellulose, trinitrotoluène (TNT) ...) et pour la fabrication de colorants organiques ou de nitrates utilisés comme engrais. Dans l’industrie, il est obtenu par d’autres réactions chimiques à partir de l’ammoniac (NH3). L’acide nitrique pur ou très concentré est un liquide incolore qui dégage des vapeurs (toxiques) d'oxydes d'azote de couleur brune. Il est très soluble dans l’eau. Il attaque presque tous les métaux: on l’emploie par exemple pour faire de la gravure sur cuivre. D'une attaque légère sur la peau ou les ongles, il subsiste une tache de couleur jaune. Dans l’expérience suivante, vous produirez une solution d’acide nitrique très diluée, à partir des gaz contenus dans l’air. 2) Questions préliminaires (Préparation à domicile.) La synthèse de l'acide nitrique a lieu en plusieurs étapes. La première consiste en la formation de monoxyde d'azote (NO) par réaction entre l'oxygène et l'azote de l'air. a) Posez l'équation de cette première réaction. b) On veut fait réagir l'azote et l'oxygène contenus dans 10 [L] d'air. Expliquez pourquoi l'un de ces gaz est en excès. Calculez le volume et la masse de NO que l'on devrait obtenir au cours de cette réaction. Schéma de l'appareillage CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -19 - 2) Partie pratique 1. Introduire 800 mL d’eau dans le ballon 1 et 500 mL dans le ballon 2. 2. S'assurer que le robinet de la pompe à eau est ouvert et que l'eau circule dans le réfrigérant. 3. Appeler un enseignant pour mettre en marche l’arc électrique, et dès que l’arc électrique fonctionne, enclencher la minuterie pour 15 minutes. Observations: Notez ce que vous observez dans l’appareillage pendant les 5 premières minutes. Quelle est l’utilité de l’aspiration ? 4. Déterminer le temps moyen que met le cadran du compteur électrique pour effectuer un tour. Pour calculer cette moyenne, relever le temps sur plusieurs tours de cadran. 5. Quinze minutes après le début de la réaction, prélever 30 mL de la solution d’acide nitrique du ballon 1 et les recycler. Prélever encore 30 mL de la solution et réenclencher la minuterie pour 15 minutes. 6. Avec les 30 ml de solution prélevée, préparer 2 échantillons de 10 ml à doser par NaOH 0,05 [mol/l] en présence d’un indicateur. Recycler l'excès de solution. 7. Effectuer le dosage de ces deux échantillons en utilisant la technique de volumétrie vue dans un précédent laboratoire. 8. Répéter ces opérations (5-6-7) encore 3 fois ( après 30, 45 et 60 minutes). 9. Après le dernier prélèvement, prélever également 30 ml de solution du ballon 2 et effectuer le dosage sur 2 fois 10 mL de la solution du ballon 2. 10. Arrêter l’arc électrique avant la dernière titration. 4) Discussion et calculs. • Lorsque les questions se réfèrent à des points précis des manipulations, le n° de la manipulation est indiqué entre parenthèses. a) La première réaction nécessaire pour synthétiser de l’acide nitrique est la suivante: N2 (g) + O2 (g) ––> 2 NO (g) D’où proviennent les réactifs ? Cette réaction a-t-elle lieu spontanément dans l'air ? En fonction de l'expérience, pouvez-vous prévoir dans quelles conditions cette réaction peut se dérouler ? b) Le NO formé est transformé en présence d’oxygène en dioxyde d’azote NO2 (gaz brun). Poser l’équation équilibrée de cette réaction. c) Lorsque le NO2 entre en contact avec l’eau, les réactions suivantes se déroulent : 2 NO2 (g) + H2O (l) ––> HNO3 + HNO2 3 HNO2 ––> HNO3 + 2 NO (g) + H2O (l) Dans quelles parties de l'appareillage ont lieu ces réactions, et dans quel état se trouvent HNO2 et HNO3 ? CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -20 - d) (7-8) Posez l’équation équilibrée de la réaction de dosage e) (7-8) Utilisez la moyenne des volumes de NaOH obtenus pour calculer la concentration molaire de l'acide. Consignez les résultats dans un tableau. Commentez l'évolution de la concentration de HNO3 au cours de la synthèse. Représentez cette évolution par un graphique. f) (9) Expliquez le résultat du dosage de la solution du ballon 2. A quoi sert ce deuxième ballon? Comment pourrait-on améliorer encore la quantité de HNO3 produite ? g) Comment pouvez-vous déterminer le nombre de moles et la masse de HNO3 produits au cours de la réaction? h) Sachant que 480 tours de compteurs de l’arc électrique représentent une énergie de 1 kWh et que le kWh coûte 30 centimes dans le commerce, calculer le prix à payer pour la synthèse de votre solution d’acide nitrique. Avec cette technique, serait-on capable de produire 1 litre de HNO3 14 [mol/L] au prix de 15 francs, comme ce que l'on trouve sur le marché ? i) Expliquez dans quelles circonstances les réactions que vous venez d’effectuer au laboratoire ont lieu dans la vie de tous les jours. ================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -21 - SYNTHESE DE L’ACIDE NITRIQUE (HNO3) A PARTIR DE L'AMMONIAC (NH3) 1) Introduction Au cours de cette séance de laboratoire, vous allez effectuer la synthèse d'un produit chimique, c'est-à-dire que vous allez, en faisant réagir les réactifs appropriés, fabriquer une nouvelle substance. Le composé que vous allez obtenir, l’acide nitrique est utilisé dans la préparation d’explosifs (nitroglycérine, nitrocellulose, trinitrotoluène (TNT) ...) et pour la fabrication de colorants organiques ou de nitrates utilisés comme engrais. L’acide nitrique pur ou très concentré est un liquide incolore qui dégage des vapeurs (toxiques) d'oxydes d'azote de couleur brune. Il est très soluble dans l’eau. Il attaque presque tous les métaux : on l’emploie par exemple pour faire de la gravure sur cuivre. D'une attaque légère sur la peau ou les ongles, il subsiste une tache de couleur jaune. Dans l’industrie, l'acide nitrique est obtenu par la même méthode que dans ce laboratoire. On produit toutefois un acide beaucoup plus concentré que ce que nous obtiendrons. 2) Questions préliminaires (Préparation à domicile.) I. La synthèse de l'acide nitrique a lieu en plusieurs étapes La première consiste en la formation de monoxyde d'azote (NO) et d'eau lors de la réaction de l'ammoniac (NH3) et de l'oxygène. Posez l'équation de cette première réaction. II. Cette réaction d'oxydation de l'ammoniac a lieu à 800 [°C], en présence d'un catalyseur. Dans notre cas, le catalyseur est un fil de platine. Recherchez ce que signifie le terme catalyseur. 3) Partie pratique Remarque: Pour suivre les descriptions ci-dessous et pour faciliter vos explications dans votre rapport, référez-vous au schéma de l’appareillage ! 1. Introduire 1,8 [L] d'eau dans le ballon 1 à partir de l'ampoule à robinet 2. Enclencher l'agitateur. 2. Appeler l'enseignant ou l'assistant pour : - régler les débits d'air à 40 [L/h] (soit 670 [mL/minute]); d'ammoniac à 1,8 [L/h] (soit 30 [mL/minute]) et d'air à 1 bulle par seconde - vous expliquer comment procéder pour que, constamment, un filet d'eau s'écoule du ballon 4 , au travers de la colonne remplie d'un garnissage de verre. 3. Enclencher la minuterie pour 15 minutes Observations: - Notez la couleur du gaz contenu dans le ballon où s'effectue l'apport d'oxygène. (Vous aurez à écrire l’équation de la réaction se déroulant dans ce ballon.) - Qu'observez-vous au-dessus de la solution contenue dans le ballon 2 ? (Vous aurez à expliquer ce phénomène.) CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -22 - 4. Quinze minutes après le début de la réaction, prélever 30 mL de la solution d’acide nitrique et les recycler. Prélever encore 30 mL de la solution et réenclencher la minuterie pour 15 minutes. 5. Avec les 30 mL de solution prélevée, préparer 2 échantillons de 10 mL à doser par NaOH 0,05 [mol/L] en présence d’un indicateur. Recycler l'excès de solution. 6. Effectuer le dosage de ces deux échantillons en utilisant la technique de volumétrie vue dans un précédent laboratoire. 7. Répéter ces opérations (4-5-6) encore 3 fois ( après 30, 45 et 60 minutes). 8. Appeler l'enseignant ou l'assistant pour couper les débits d'ammoniac et d'oxygène. 4) Discussion et calculs. • Questions se référant à des points précis des manipulations (n° des manipulations entre parenthèses): (Après 3) Sachant que ce gaz coloré est du dioxyde d'azote (NO2), donnez l'équation de la réaction se déroulant dans ce ballon. (Après 3) Lorsque le NO2 entre en contact avec l’eau, les réactions suivantes se déroulent : 2 NO2 (g) + H2O (l) → HNO3 + HNO2 3 HNO2 → HNO3 + 2 NO (g) + H2O (l) Dans quelles parties de l'appareillage ont lieu ces réactions, et dans quel état se trouvent HNO2 et HNO3 ? (Après 3) Expliquez ce que vous avez observé au-dessus du ballon 2, et déduisez-en le rôle de la colonne. (6-7) Posez l’équation équilibrée de la réaction de dosage (6-7) Utilisez la moyenne des volumes de NaOH obtenus pour calculer la concentration molaire de l'acide. Consignez les résultats dans un tableau. Commentez l'évolution de la concentration de HNO3 au cours de la synthèse. Représentez cette évolution par un graphique. • Questions générales : a) Calculez la masse d’acide nitrique synthétisée en une heure. b) Calculez le volume d'ammoniac nécessaire pour former cette masse d’acide nitrique.(Utilisez l'approximation qu'une mole d'ammoniac occupe un volume de 22,4 [L]. Considérez également qu'une mole d'ammoniac permet de produire 1 mole de HNO3 .) Le volume d'ammoniac que l'on a effectivement utilisé (que vous calculerez en utilisant la mesure du débit) donne-t-il la même valeur ? ================ CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -23 - CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -24 - PREPARATION DU GAZ ACETYLENE et DOSAGE DU CARBURE DE CALCIUM 1) Introduction La réaction chimique étudiée au cours de cette expérience a pour but la préparation de l'acétylène. Ce composé organique, gazeux, de formule brute C2H2, est à la base de nombreuse utilisations (chalumeau oxy-acétylènique, lampe de spéléologie, ancien système d'éclairage) et de nombreux polymères (Orlon, Crylon, vernis vinyliques etc..) La réaction est la suivante : CaC2 (s) + 2H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) Nous obtenons donc, en faisant réagir de l'eau sur du carbure de calcium, de l'acétylène et de l'hydroxyde de calcium. Cette expérience nous permet également de déterminer la pureté d'un échantillon de carbure d calcium. 2) Questions et théorie préliminaires (Préparation à domicile) I. Supposons que vous fassiez la réaction décrite dans l'introduction, à partir de 8 grammes de carbure de calcium (CaC2). En postulant que la réaction se déroule aux conditions normales de pression et de température, quel volume de gaz acétylène devrait-on obtenir ? II. Considérons maintenant que la pression atmosphérique au moment de votre expérience est de 700 mmHg, et que la température est de 25 °C. a) Expliquez, sans calculs, pourquoi le volume de gaz obtenu est alors plus grand qu'aux conditions normales. b) En vous référant au complément théorique figurant à la pages 14 de ce document, essayez de calculer le volume obtenu dans ces conditions expérimentales. 3) Partie pratique Remarque: dans votre rapport, utilisez le schéma de l’appareillage pour faciliter vos explications! CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -25 - Schéma de l'appareillage - Broyer finement un morceau de carbure de calcium. Peser avec précision, sur un papier filtre, environ 2,3 [g] de la poudre obtenue. Introduire l’échantillon (CaC2 + papier filtre bien plié) dans le ballon (1) en s’assurant au préalable que celui-ci est parfaitement sec. Remplir l’ampoule à robinet ainsi que le ballon intermédiaire (2) d’eau. Placer des clips de sécurité sur chaque bouchon et sur chaque sortie de ballon. Peser le bécher de plastique vide. En présence d’un enseignant, ajouter goutte à goutte l’eau sur le carbure de calcium. Observation: Qu’observez-vous ? Question: Expliquez ce qui s’est passé en disant notamment: - ce qu’il y avait dans le ballon (1) avant le début de l’expérience; - pourquoi l’eau est expulsée du ballon (2). - Attendre la fin du dégagement gazeux. Question: Pourquoi l’eau cesse-t-elle de couler dans le bécher en plastique ? Question: Expliquez pourquoi la quantité d’eau contenue dans le bécher en plastique vous renseigne sur la quantité (nombre de mole) de gaz formé au cours de la réaction (voir question préliminaire I) )? CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire - -26 - Peser le bécher rempli d’eau. Calculs : a) Déduisez de cette mesure le volume d’eau déplacé. b) Calculez le nombre de moles de gaz formé au cours de la réaction en considérant que le gaz est aux conditions normales de pression et de température (voir question préliminaire I ). c) Déterminez la masse de CaC2 qui a dû réagir pour produire cette quantité de gaz. d) Sachant que le rendement de cette réaction est de 100%, déterminez le pourcentage de CaC2 présent dans l’échantillon que vous avez pesé. - Relever la pression atmosphérique sur le baromètre présent dans le laboratoire. Noter également la température du laboratoire. Calculs : e) Utilisez ces données de pression et de température pour déterminer plus précisément la pureté de l'échantillon. Reprenez donc les point b,c et d, en utilisant la loi des gaz parfaits (voir question préliminaire II ). Questions : Le carbure de calcium employé est donc impur. Lorsque notre préparateur l’a acheté, il était pourtant tout à fait pur ! D’où peut provenir l'impureté principale, et quelle est sa formule chimique ? En touchant le fond du ballon (1), que constatez-vous ? - Expliquez l'origine de ce phénomène - En quoi cela peut-il influencer la précision de ce que nous calculons ? - Refaire toute l’expérience une deuxième fois, pour vérifier le résultat obtenu. ================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -27 - DETERMINATION DE LA MASSE MOLAIRE 1) Introduction La méthode proposée nous permet de déterminer expérimentalement la masse molaire d’une substance volatile. Cette méthode n'est pas très précise, mais combinée à d'autres techniques d'analyse, elle permet de prévoir la formule brute d'un composé volatil. Ainsi, dès 1830, on sait déterminer, par analyse des résidus de combustion, la composition d'un corps organique inflammable. Mais cette analyse laisse une ambiguïté sur la formule précise du corps. La méthode que vous pratiquerez permet de lever cette ambiguïté et de décider de la formule correcte. 2) Questions préliminaires (Préparation à domicile) I. Que signifie le terme volatil ? II. Définissez la masse molaire d’un composé. III. L'acétylène est un composé de formule brute C2 H2. Calculez les pourcentages, en masses, de carbone et d'hydrogène contenus dans ce composé. Indication : utilisez les masses atomiques du carbone et de l'hydrogène, ainsi que la masse molaire de l'acétylène. IV. Le benzène est un composé de formule brute C6H6. Calculez, comme au point III les pourcentages, en masses, de carbone et d'hydrogène contenus dans ce composé. Comparez ce résultat avec celui obtenu au point III . V. Peut-on déterminer la masse molaire d’une substance (pure) de formule chimique inconnue, si l’on connaît la masse d’un échantillon de cette substance et le nombre de moles qu’il contient? Si oui, indiquez la formule à utiliser. VI. Pour répondre à cette question, il est nécessaire de se référer au complément théorique figurant aux pages 13 et 14 de ce document. Considérons un échantillon d’une substance à l’état gazeux. On désire connaître le nombre de moles qu’il contient, sans utiliser ni sa masse, ni la masse molaire du composé ! Peut-on toujours utiliser la définition du volume molaire pour y parvenir ? Quelles grandeurs caractérisant l’échantillon gazeux doit-on mesurer, pour pouvoir effectuer le calcul qui nous intéresse? Précisez les unités de ces grandeurs. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -28 - 3) Partie pratique Remarque: - - Dans votre rapport, utilisez le schéma de l’appareillage pour faciliter vos explications! Attendre que l’eau de l’appareillage soit à ébullition depuis au moins 10 minutes pour que la température soit stabilisée. Remplir d’eau le tube gradué et le renverser (en posant le pouce sur son extrémité) sur le bécher et le tube recourbé (voir schéma, tube (2) ). Au moyen de la balance de précision, peser dans une petite ampoule de verre entre 0,04 et 0,06 [g] du produit volatil X. (Faites-vous expliquer le maniement de la balance de précision par votre enseignant.) Noter la valeur exacte de la pesée. Introduire rapidement l’ampoule (fermée !) dans le tube (1); placer un bouchon de caoutchouc sur le tube et attendre le dégagement gazeux. Observation: Question: Dans quelle partie de l’appareillage observez-vous ce dégagement de gaz? Expliquez ce qui s’est passé en disant notamment: - ce qu’est devenu le contenu de l’ampoule; - ce qu’il y avait dans le tube (1) avant le début de l’expérience; - quel est le gaz qui s’accumule dans l’éprouvette retournée. - Attendre la fin du dégagement gazeux. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -29 - - Enlever le tube gradué du bécher en le fermant avec le pouce et l’amener dans le récipient (3) rempli d’eau. Egaler les niveaux d’eau. Noter le volume de gaz dégagé. Questions: Expliquez le but de cette dernière manipulation Calculs : a) Calculez le nombre de moles de gaz piégé dans le tube retourné en considérant que le gaz est aux conditions normales de pression et de température (voir question préliminaire VI ). b) Effectuez le calcul de la masse molaire du produit testé (Voir question préliminaire V). - Changer de tube et d’ampoule, puis refaire toute l’expérience après que la température de l’appareillage s'est stabilisée. - Relever la pression atmosphérique sur le baromètre présent dans le laboratoire. Noter également la température du laboratoire. Calculs : c) Etablissez la moyenne des masses molaires obtenues. d) Utilisez ces données de pression et de température pour déterminer plus précisément le nombre de moles de gaz piégés. Reprenez donc le point b) en utilisant la loi des gaz parfaits (voir question préliminaire VI ). 4) Détermination de la formule brute du produit X testé Connaissant la masse molaire de la substance X, on peut déterminer sa formule brute si l’on connaît la nature et la proportion des éléments contenus dans ce composé. Ces renseignements peuvent être obtenus par une technique d’analyse appelée spectrométrie de masse. Dans ce laboratoire, nous ne ferons pas nous-mêmes cette analyse. Pour le produit X; les résultats seraient les suivants: Elément trouvé: Pourcentage de la masse totale: C H 83.62 % 16,38 % Question: Peut-il y avoir plusieurs composés possédant cette composition ? Calcul: En utilisant ces chiffres et la masse molaire de X, telle que vous l’avez déterminée (faites vérifier votre valeur par votre enseignant), calculez: 1°) la masse de chaque élément contenu dans une mole du composé X. 2°) le nombre de moles (de chaque élément) que représentent ces masses. Déduisez-en la formule brute du composé X (expliquez comment vous trouvez les bons indices). ================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -30 - LES REACTIONS D'OXYDO-REDUCTION 1) Introduction Les réactions étudiées au cours de ce laboratoire ont une caractéristique commune : le changement du nombre d'oxydation de certains atomes au cours de la réaction. Ce changement résulte d'un transfert d'électrons entre deux atomes. Ces réactions sont appelées réactions d'oxydo-réduction. Nous allons tout d'abord revoir le principe à la base de l'équilibre d'une réaction d'oxydoréduction. Nous verrons ensuite comment on peut prévoir, lorsque deux substances sont en contact, si une réaction d'oxydo-réduction peut avoir lieu, en identifiant l'oxydant et le réducteur. 2) Questions préliminaires I. Recherchez (dans votre cours par exemple) la définition du nombre (ou état) d'oxydation d’un atome. II. Quels sont les états d'oxydation possibles des éléments de la 1ère colonne, éléments appelés métaux alcalins. III. Pour chaque état d'oxydation possible du chlore, proposez la formule d'un composé qui contienne cet élément. 3) Partie pratique A. Introduction à l'équilibrage d'une réaction d'oxydo-réduction - Préparer une solution acide de FeSO4 en introduisant une spatule de FeSO4 dans une éprouvette, ajouter 3 ml d'eau, dissoudre, puis acidifier à l'aide de 5 gouttes d'acide sulfurique concentré. - Ajouter dans cette éprouvette 1 ml de solution de K2CrO4. Notez les changements de couleur observés au cours de la réaction et essayez de les expliquer. Identifiez les états d'oxydation du fer et du chrome dans les réactifs. Sachant que le chrome à l'état d'oxydation +3 forme des composés de couleur verte, complétez et équilibrez l'équation d'oxydation ci-dessous (sans chercher à compléter avec des anions!) : … Fe …+ + … Cr…+ → … Fe …+ + … Cr…+ B. Lequel oxyde, lequel réduit ? - Dans une éprouvette vide, introduire 1 spatule de FeSO4, puis ajouter 6 ml d'eau. Agiter l'éprouvette jusqu'à dissolution complète du sel. Répartir également le contenu de cette dernière entre deux éprouvettes. Plonger ensuite une tige de cuivre propre (au besoin la nettoyer avec un chiffon abrasif) dans l'une des deux éprouvettes. - Introduire environ 3 [mL] d'une solution de CuSO4 dans deux autres éprouvettes. Plonger ensuite une tige de fer propre (au besoin la nettoyer aussi avec un chiffon abrasif) dans l'une des deux éprouvettes. - Dans chacune des éprouvettes ne contenant que des solutions, ajouter 3 gouttes de ferricyanure de potassium. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -31 - Sans donner l'équation des réactions, indiquer le rôle du ferricyanure. - Retirer les tiges de métal des éprouvettes. Notez les éventuels changements observés sur les tiges de fer et de cuivre. - Ajouter 3 gouttes de ferricyanure de potassium dans les éprouvettes où les tiges métalliques avaient été plongées. Que constatez-vous? En vous référant aux explications du maître et à votre cours sur les réactions d'oxydo-réduction: - Indiquez l'équation des réactions qui se sont éventuellement produites dans l'une ou l'autre des éprouvettes. - Justifiez votre réponse en vous basant sur le tableau de la série électrochimique donnée cidessous - Nettoyer les tiges métalliques (en les frottant sous l'eau avec un chiffon abrasif) et les sécher. Extrait de la série électrochimique Oxydant (Fortement oxydant) MnO4- (milieu acide) +++ Au Cl2 NO3- (milieu acide) Ag+ Fe+++ Cu++ H+ Fe++ Zn++ Mg++ Na+ est réduit → ← est oxydé Réducteur Mn++ Au ClNO Ag Fe++ Cu H2 Fe Zn Mg Na (Fortement réducteur) Potentiel d’oxydoréduction [V] + 1,49 + 1,42 + 1,36 + 0,96 + 0,80 + 0,77 + 0,34 0 (convention) - 0,41 - 0,76 -2,37 - 2,71 CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -32 - FABRICATION D'UNE PILE 1) Introduction Une application importante des réactions d'oxydo-réduction est la constitution d'une pile électrochimique. Une pile est un système qui transforme l'énergie d'une réaction chimique en énergie électrique, L'une des premières piles, réalisée par Alessandro Volta en 1800, était constitué d'un "empilement" de disques de deux métaux différents, séparés par des disques de feutre imbibés d'acide, d'où le nom de l'invention. 2) Partie pratique En veillant à l'équilibre de votre support qui contient quatre éprouvettes (!) - Remplir au 2/3 deux éprouvettes d'une solution 1 [mol/L] de sulfate de zinc. Introduire dans chacune d'elle une plaque de zinc (appelée électrode) munie d'une fiche électrique. - remplir au 2/3 les deux autres éprouvettes d'une solution [mol/L] de sulfate de cuivre. Introduire dans chacune d'elle une plaque de cuivre (électrode) munie également d'une fiche. - Relier une paire d'éprouvettes de contenus différents par un "pont" constitué par un ruban de chiffon absorbant imbibé d'une solution de sulfate de sodium. - Régler le multimètre sur "20 V ". - Relier par un fil électrique une électrode à l'entrée "COM" et l'autre à l'entrée "VΩ". Enclencher le multimètre. En vous fondant sur le tableau de la série électrochimique expliquez les réactions survenant dans les éprouvettes. - Retirer momentanément le "pont". De vos constatations, déduisez le rôle du pont (ruban imbibée de sulfate de sodium). - Introduire dans la borne "mA" la fiche précédemment dans l'entrée "VΩ". Régler le multimètre sur "20 mA". Sachant qu'une ampoule de lampe de poche doit être parcourue par une intensité de l'ordre de 0,1 A pour s'illuminer, pensez-vous avoir confectionné une pile performante ? Enumérez les causes probables de cette faible intensité. - En utilisant également la deuxième paire d'éprouvettes, ainsi qu'une ou plusieurs rubans et les fils nécessaires, constituez une batterie permettant de délivrer une tension double de celle observée précédemment. Effectuez un schéma de votre montage et justifiez pourquoi vous avez pu obtenir cette valeur de tension. Au vu de cette expérience, la définition de "batterie" que vous avez proposée est-elle correcte ? - En fin d'expérience, rincer et nettoyer les électrodes. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -33 - VITESSE DE REACTION 1) Question préliminaire Vous avez certainement retenu de vos cours de physique que la vitesse caractérise la distance parcourue par unité de temps. Ce type de vitesse définit le déplacement d'un objet. Mais en chimie nous n'étudions pas les variations de la position d'un corps. Imaginez quelles sont alors les grandeurs pouvant varier au cours d'une réaction, et essayez de définir ce que peut représenter une vitesse de réaction. 2) Introduction Au cours de ce laboratoire, nous étudierons deux réactions. La première nous permettra de montrer le comportement le plus habituel d'une réaction lente. Une deuxième, de comportement plus particulier, nous permettra de déterminer précisément la fin de la réaction, et ainsi d'étudier l'influence sur la vitesse d'une réaction des facteurs suivants : A. La concentration d'un des réactifs B. La température. 3) Première réaction Nous allons suivre ici la réduction du manganèse au cours de sa réaction avec l'acide oxalique : 2 MnO4- + 5 C2O4H2 + 6 H+ → 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O La progression de la réaction est révélée par la disparition de la couleur de la solution, couleur due à la présence du ion MnO4-. - Mesurer, dans un cylindre gradué, 20 ml d'acide oxalique 0,05 [mol/l] et les introduire dans un bécher de 100 ml. Y ajouter, à l'aide du même cylindre, 5 ml H2SO4 2 [mol/l]. - Introduire dans la solution obtenue 2 gouttes de permanganate de potassium (KMnO4) 0,2 [mol/l]. - Observer le comportement de la réaction. Notez vos observations et tentez de les expliquer. En fonction de vos observations, et sans calculs, pouvez-vous savoir quel réactif, de l'acide oxalique ou du permanganate de potassium, est en excès ? 4) Deuxième réaction Cette réaction est également une oxydo-réduction. Au cours de celle-ci il se forme de l'iode. Elle se déroule en plusieurs étapes, mais peut être résumée par la réaction globale suivante : 2 KIO3 + 5 NaHSO3 + H2SO4 → H2O + I2 + 5 NaHSO4 + K2SO4 L'apparition de I2 est mise en évidence par de l'amidon : I2 + amidon → complexe bleu. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -34 - Lors de chaque expérience, on mesurera le temps nécessaire pour que la coloration bleue se répande dans toute l'éprouvette. 4.1 Appareillage L'appareillage consiste en un support sur lequel on peut placer 3 éprouvettes surmontées de 3 seringues. 4.2 Réactifs Solution A : solution aqueuse de KIO3 Solution B : solution acide de NaHSO3 et d'amidon 4.3 Manipulations A. Etude de l'influence de la concentration sur la vitesse de réaction - Introduire une trentaine de ml de solution A dans un bécher propre. - A l'aide d'une pipette pour la solution A (prélevée dans le bécher), et d'une burette pour l'eau, introduire les quantités suivantes dans les éprouvettes que l'on placera dans l'ordre sur le support: Eprouvette I Eprouvette II Eprouvette III Solution A 5 [ml] 5 [ml] 5 [ml] Eau distillée 34 [ml] 33 [ml] 31 [ml] - Introduire une vingtaine de ml de solution B dans un bécher propre. A l'aide de la seringue I, en aspirer 1 [ml]. - Placer la seringue au-dessus de l'éprouvette I. - Déclencher le chronomètre au moment où l'on enfonce rapidement le piston de la seringue. Agiter brièvement la solution avec une baguette de verre. Arrêter le chronomètre à l'instant précis où la coloration bleue s'est répandue dans toute la solution. Noter ce temps (tI). - Aspirer, à l'aide de la seringue II, 2 [ml] de la solution B contenue dans le bécher. Répéter les opérations décrites ci-dessus pour déterminer tII. - Aspirer, à l'aide de la seringue III, 4 [ml] de la solution B contenue dans le bécher. Répéter les opérations décrites ci-dessus pour déterminer tIII. - Relever la température d'un des mélanges. Comment évolue quantitativement la concentration de la solution B dans les éprouvettes I, II et III ? Sachant que la vitesse d'une réaction dépend du nombre de "collisions" entre les molécules, expliquez vos résultats. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -35 - B. Etude de l'influence de la température sur la vitesse de réaction. - Introduire dans les éprouvettes II et III : Solution A : 5 [ml] Eau distillée : 34 [ml] - Placer l'éprouvette II dans un bain-marie jusqu'à ce que son contenu atteigne 50 [°C], et l'éprouvette III dans un bain de glace jusqu'à ce que son contenu atteigne environ 7 [°C]. - Aspirer 1 [ml] de la solution B dans les seringues II et III. - Replacer rapidement l'éprouvette II sur son support et mesurer le temps de réaction comme pour la première expérience. - Mesurer et noter la température du mélange immédiatement après la fin de la réaction. - Répéter les deux dernières opérations avec l'éprouvette III. Comment expliquez-vous l'influence de la température sur la vitesse d'une réaction ? C. Mise en évidence d'une des étapes de la réaction. Cette mise en évidence sera effectuée par votre enseignant(e). Reportez-vous à ses explications. ==================== CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -36 - DEPLACEMENT D'EQUILIBRE 1) Questions préliminaires I. Quand peut-on dire qu'une réaction réversible a atteint son équilibre? Qu'en est-il des concentrations des divers composés une fois l'équilibre atteint? II. A une température donnée, quels sont les facteurs qui peuvent provoquer une modification de l'équilibre? Pour chacun de ces facteurs, la modification de l'équilibre engendre-t-elle une modification de la constante Kc? 2) Partie pratique A. Influence d'une modification de concentration sur l'équilibre des ions chromate et dichromate Le ion chromate (CrO4--) donne une couleur jaune aux composés qu'il forme. En solution il donne lieu à l'équilibre suivant avec le ion dichromate (Cr2O7--) : → Cr O -- + H O 2 CrO -- + 2H+ ← 4 - 2 7 2 Dans un bécher de 50 [ml], verser 10 [ml] d'une solution de chromate de potassium. Noter la couleur de la solution. - Ajouter de l'acide chlorhydrique jusqu'à ce que la solution soit acide, pH =3 (vérification à l'aide du papier indicateur de pH). Notez la couleur de la solution et expliquez le changement observé. - Neutraliser l'acide chlorhydrique ajouté par de l'hydroxyde de sodium. Vérifier à l'aide du papier indicateur de pH. Notez la couleur de la solution et commentez le changement observé. B. Influence d'une modification de concentration sur l'équilibre de la réaction d'hydratation du chlorure de cobalt Lorsque l'on dissout du chlorure de cobalt(II) dans une solution contenant de l'eau, une partie des ions Co++ s'hydrate pour former le complexe Co(H2O)6++, le reste des ions Co++ formant le complexe CoCl4-- avec les ion Cl- . → (Co(H O) )++ + 4 ClIl s'établit alors l'équilibre : CoCl4-- + 6 H2O ← 2 6 - Introduire 2 [ml] de la solution alcoolique de CoCl2 dans une éprouvette. Noter la coloration. - Ajouter de l'eau goutte à goutte, jusqu'au changement de coloration. La relever. Ajouter, dans la même éprouvette, du HCl concentré, c'est-à-dire à 37%, jusqu'à un nouveau changement de coloration. La relever. Déduisez de ce qui précède, quels sont les ions responsables des différentes colorations observées. CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire C. Influence d'une modification de température sur l'équilibre de la réaction d'hydratation du chlorure de cobalt - Préparer dans une éprouvette 3 ml d'une solution de chlorure de cobalt de couleur intermédiaire entre les extrêmes obtenues au point précédent. Comment procédez-vous? Justifiez votre démarche.. - -37 - Placer ensuite l'éprouvette dans un bécher contenant de la glace. Attendre quelques minutes puis noter et commenter les changements observés. Introduire la même éprouvette dans un bain-marie à 55 [°C]. Attendre quelques minutes puis noter et commenter les changements observés. Déduisez de vos observations le sens exothermique de la réaction. Justifiez votre réponse. Comment varie la constante d'équilibre avec l'augmentation de la température pour cette réaction ? ================================ CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -38 - pH-METRIE I Introduction La pH-métrie est l'étude du pH des solutions aqueuses. Elle permet aussi de suivre l'évolution du pH au cours d'une volumétrie acide-base. Elle peut donc être une méthode d'analyse quantitative. Le dispositif de mesure du pH est constitué d'un pH-mètre et d'une électrode combinée plongeant dans la solution étudiée. L'électrode est appelée "combinée", car une partie de cette électrode constitue un système chimique assurant un potentiel constant, alors que l'autre partie possède un potentiel qui dépend de la concentration en ions H+ de la solution étudiée. Ce système constitue une pile, le pH-mètre étant en fait un potentiomètre (voltmètre), qui mesure la différence de potentiel entre les deux parties de cette pile, mais son échelle est graduée en unité de pH. L'électrode la plus souvent utilisée pour la mesure d'un pH est l'électrode de verre. Celle-ci comporte à sa base une membrane (en forme de bulbe) en verre très fin … donc très délicat ! Cette membrane est très sensible aux ions H+. A l'intérieur de la membrane réside une solution acide de pH constant. La différence de concentration en ions H+ entre l'intérieur de la membrane et la solution amène l'électrode de verre à un certain potentiel, qui est comparé par le potentiomètre à celui de l'électrode de référence. La différence de potentiel mesurée est proportionnelle au pH. Mais elle dépend également des électrodes utilisées, il est donc nécessaire d'étalonner un pH-mètre avant l'usage, à partir de solution de pH connus. Lorsque vous utiliserez les pH-mètres de laboratoire, ce réglage a déjà été effectué, il est donc impératif de ne pas modifier le réglage effectué. Dans les laboratoires, on utilise de plus en plus fréquemment des ordinateurs comme outil d'acquisition de données expérimentales. Vous découvrirez également cet usage de l'ordinateur au cours de ce laboratoire. Notez que, dans cette expérience, l'ordinateur ne fait que convertir les potentiels mesurés par l'électrode pour afficher une valeur de pH; il ne fait donc rien de plus que ce qu'effectue un pH-mètre ! II Partie expérimentale. A) Mesure du pH au cours de dilutions* A1) D'un acide fort : - Dans un bécher de 50 mL, verser environ 20 mL d'une solution 0,1 [mol/L] de HCl. - A l'aide d'un pH-mètre, mesurer le pH de cette solution, en se conformant aux explications de votre enseignant(e). - Transvaser cette solution dans un bécher de 250 mL et déterminer quel volume d'eau il faut ajouter pour diluer* 10 fois la solution initiale. Procéder à cette dilution et à la mesure du pH après cette 1ère dilution. - Proposer une méthode permettant de diluer* 5 fois la solution obtenue précédemment, puis procéder à cette dilution et à la mesure du pH après cette 2ème dilution. - Compléter le tableau figurant en page suivante et calculer les pH. * : Les graduations sur les béchers n'indiquant que des volumes approximatifs, toutes les concentrations après dilution sont également approximatives ! CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire HCl Solution initiale Concentration* 0,1 -39 - 1ère dilution 2ème dilution pH mesuré pH calculé - Comparer les valeurs théoriques et pratiques. A2) D'une base forte : Reprendre chacun des points effectués pour la dilution de l'acide fort, en partant d'une solution de NaOH 0,1 [mol/L] NaOH Solution initiale Concentration* 0,1 1ère dilution 2ème dilution pH mesuré pH calculé B) Mesures de pH de solutions usuelles. - Mesurer le pH des solutions suivantes et compléter le tableau : pH mesuré [ H+ ] Coca-cola Vinaigre Jus de fruit : . . . . . . . Lessive Lait ....... ....... Commenter ces résultats. C) Neutralisation d'un acide fort - En accord avec l'enseignant(e), choisir une parmi ces solutions à neutraliser : 20 mL HCl 0,05 [mol/L] 25 mL HCl 0,05 [mol/L] 30 mL HCl 0,03 [mol|L] 40 mL HCl 0,03 [mol|L] 40 mL HCl 0,02 [mol/L] 50 mL HCl 0,02 [mol/L] La solution choisie sera neutralisée par NaOH 0,1 [mol/L] CHIMIE - 2e - 2008-2009 : Expériences de laboratoire -40 - - Prélever à l'aide d'une pipette jaugée le volume correct de la solution acide choisie. Introduire ce volume dans un bécher de 100 ou de 50 mL selon la quantité de solution prélevée. - Avant de procéder à la neutralisation, calculer le volume de NaOH qu'il faudrait théoriquement ajouter pour neutraliser l'acide (point équivalent). - Utiliser, en se conformant aux explications de votre enseignant(e), un pH-mètre de laboratoire ou une électrode relié à un ordinateur, pour mesurer le pH de la solution au cours de la neutralisation Attention ! - Autour du point équivalent, les variations de pH sont rapides. Mesurer également quelques points après la neutralisation !! Consigner vos mesures dans un tableau du type : Volume de NaOH ajouté [mL] pH mesuré Particule en excès [ H+ ] avec formule utilisée pH calculé - Tracer, sur papier millimétrique, une courbe de la variation du pH mesuré en fonction du volume de base ajoutée. - Compléter le tableau ci-dessus en recherchant suffisamment de valeurs de pH théoriques (une dizaine) pour superposer une courbe théorique au tracé pratique. - Commenter les différences entre ces courbes. ================================
